¿Cómo permanece el agua de mar en su estado líquido a temperaturas inferiores a 0 grados?

Answer 1

Desde el sitio web de Sciencebase Science News and Views:

Depresión del punto de congelación

La depresión del punto de congelación, como la elevación del punto de ebullición discutida anteriormente en Sciencebase.com, es una propiedad colectiva. Esto significa que el efecto depende de la presencia de partículas disueltas y su número, pero no de su identidad. Cualquier cosa que se disuelva en agua bajará su punto de congelación. No tiene que ser sal, de hecho, no tiene que ser iónico como el cloruro de sodio.
Es un efecto de la dilución del disolvente en presencia de un soluto. Es un fenómeno que ocurre con todos los solutos en todas las soluciones, incluso en soluciones ideales, y no depende de ninguna interacción específica de soluto-solvente. En otras palabras, la explicación no radica en algún tipo de interacción entre las partículas de soluto (el material disuelto, el cloruro de sodio, que generalmente se usa en el caso de la sal en las carreteras) y el solvente (el hielo de agua en las carreteras) que impide la formación de sólidos. De la formación, es un efecto de entropía.
En el punto de congelación (o fusión si está calentando un sólido), la fase sólida y la fase líquida tienen la misma energía. El potencial químico de cada uno es equivalente. El potencial químico depende de la temperatura y, a otras temperaturas, el sólido o el líquido se verán favorecidos sobre la otra fase. A una temperatura más alta, existirá un líquido, a un sólido más bajo.

A menudo, un soluto se disuelve solo en el líquido y no en el solvente sólido. Si se agrega tal soluto, el líquido se diluye, pero su potencial químico no cambia. Para equilibrar los libros de energía (no se puede crear ni destruir energía), el equilibrio entre el líquido y el sólido cambia a una temperatura más baja, por lo tanto, el punto de congelación es la depresión.

Answer 2

Considere el problema en el que el solvente se congela a un cristal casi puro, independientemente de la presencia del soluto. Esto ocurre típicamente simplemente porque las moléculas de soluto no encajan bien en el cristal, es decir, la sustitución de un soluto por una molécula de disolvente en el cristal tiene alta entalpía. En este caso, para bajas concentraciones de soluto, la depresión del punto de congelación depende únicamente de la concentración de partículas de soluto, no de sus propiedades individuales. La depresión del punto de congelación se denomina así una propiedad coligativa.
La explicación de la depresión del punto de congelación es simplemente que cuando las moléculas de disolvente dejan el líquido y se unen al sólido, dejan un volumen más pequeño de líquido en el que las partículas de soluto pueden moverse. La entropía reducida resultante de las partículas de soluto es, por lo tanto, independiente de sus propiedades. Esta aproximación deja de mantenerse cuando la concentración se vuelve lo suficientemente grande como para que las interacciones soluto-soluto sean importantes. En ese régimen, la depresión del punto de congelación depende de propiedades particulares del soluto distintas de su concentración.

En lo que respecta a los cálculos, la siguiente fórmula describe el comportamiento de las soluciones diluidas.

ΔT = Kbi

Aquí,
ΔT es la depresión del punto de congelación, se define como T (solvente puro) – T (solución).
K es la constante crioscópica, que depende de las propiedades del disolvente, no del soluto. Nota: Al realizar experimentos, un valor K más alto hace que sea más fácil observar caídas más grandes en el punto de congelación.
b es la molalidad (soluto en mol por kg de solvente)
i es el factor van ‘t Hoff (número de partículas de iones por molécula individual de soluto).

A concentraciones más altas, las interacciones soluto-soluto no pueden ignorarse y las ecuaciones se vuelven bastante complicadas.

El agua de mar puede tratarse como una solución diluida debido a su inmenso volumen y cantidades razonablemente bajas de solutos.
La presencia de solutos disminuye su punto de congelación bajo cero.

También se puede decir que la densidad del agua es mayor a 4 grados centígrados, por lo que todo el hielo formado flota en el agua.
La conductividad térmica del hielo es inferior a la del agua y, por lo tanto, evita que se congele.
Por lo tanto, debajo de una capa de hielo, el agua está presente en forma líquida.